无机与分析化学第六章课件

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1、§6-1离子键1916年德国科学家Kossel(科塞尔)提出离子键理论1-1离子键的形成(以NaCl为例)第一步电子转移形成离子：Na－e——Na+，Cl+e——Cl－相应的电子构型变化：2s22p63s1——2s22p6，3s23p5——3s23p6形成Ne和Ar的稀有气体原子的结构，形成稳定离子。第六章分子结构第二步靠静电吸引，形成化学键。体系的势能与核间距之间的关系如图所示：纵坐标的零点当r无穷大时，即两核之间无限远时的势能。下面来考察Na+和Cl－彼此接近的过程中，势能V的变化。图中可见：r>r0，当r减小时，正负离子靠静电相互吸引，势能V减小，体系趋

2、于稳定。r为核间距V为体系的势能V0Vr0r0rr=r0，V有极小值，此时体系最稳定，表明形成离子键。r1.7，发生电子转移，产生正、负离子，形成离子键；X<1.7，不发生电子转移，形成共价键。（X>1.7，实际上是指离子键的成分大于50%）2.易形成稳定离子Na+2s22p6，Cl－3s23p6

3、，只转移少数的电子就达到稀有气体式稳定结构。3.形成离子键时释放能量多Na(s)+1/2Cl2(g)=NaCl(s)H=－410.9kJ·mol－1在形成离子键时，以放热的形式，释放较多的能量。离子键—由原子间发生电子的转移，形成正负离子，并通过静电作用而形成的化学键离子型化合物—由离子键形成的化合物碱金属和碱土金属（Be除外）的卤化物是典型的离子型化合物1-2离子键的特征(1)作用力的实质是静电引力q1，q2分别为正负离子所带电量，r为正负离子的核间距离,F为静电引力。（2）离子键没有方向性与任何方向的电性不同的离子相吸引，所以无方向性（3）离子键没有饱和

4、性只要是正负离子之间，则彼此吸引，即无饱和性。（4）键的离子性与元素的电负性有关X>1.7，发生电子转移，形成离子键；X<1.7，不发生电子转移，形成共价键。但离子键和共价键之间，并非可以截然区分的。可将离子键视为极性共价键的一个极端，而另一极端则为非极性共价键。1-3离子的特征从离子键的实质是静电引力Fq1q2/r2出发，影响离子键强度的因素有：离子的电荷q、离子的电子层构型和离子半径r（即离子的三个重要特征）。（1）离子的电荷（2）离子的电子层构型电荷高，离子键强离子的电子层构型大致有5种（1）2电子构型（2）8电子构型（3）18电子构型（4）

5、（18+2）电子构型（5）8—18电子构型在离子的半径和电荷大致相同条件下，不同构型的正离子对同种负离子的结合力的大小规律：8电子层构型的离子<8—17电子层构型的离子<18或18+2电子层构型的离子（3）离子半径离子半径概念将离子晶体中的离子看成是相切的球体，正负离子的核间距d是r+和r－之和。dr+r-d值可由晶体的X射线衍射实验测定得到，例如MgOd=210pm。1926年，哥德希密特(Goldschmidt)用光学方法测得了F－和O2－的半径，分别为133pm和132pm。结合X射线衍射所得的d值，得到一系列离子半径。=dMgO－=210－132=

6、78(pm)这种半径为哥德希密特半径。1927年，Pauling把最外层电子到核的距离，定义为离子半径。并利用有效核电荷等数据，求出一套离子半径数值，被称为Pauling半径。教材上两套数据均列出。在比较半径大小和讨论变化规律时，多采用Pauling半径。离子半径的变化规律a)同主族从上到下，电子层增加，具有相同电荷数的离子半径增加。Li+Mg2+>Al3+K+>Ca2+过渡元素，离子半径变化规律不明显。c)同一元素，不同价态的离子

7、，电荷高的半径小。如Ti4+

8、击时，易发生位错，导致破碎。硬度高延展